Файл: Лаб.практикум Химия.pdf

29

Лабораторная работа № 4.

Свойства d-элементов

Цель работы - ознакомление с некоторыми химическими свойствами технически важных d-элементов: хрома, марганца, железа.

Реактивы и оборудование: сульфат хрома (Cr2(SO4)3), гидроксид натрия (NaOH), пероксид водорода H2O2, перманганат калия (KMnO4), серная кислота (H2SO4), дистиллированная вода, раствор гидроксида калия (KOH), кристаллический сульфит натрия (Na2SO3), хлорное железо (FeCl3), гидроксид натрия (NaOH), сульфат железа (FeSO4), пробирки, штатив для пробирок.

Теоретические сведения

Элементы, в атомах которых заполняются электронами d-орбитали второго снаружи энергетического уровня, называют d-элементами. Их общая электронная формула ...(n-l)d1-10ns2(1), где n - номер наружного энергетического уровня. В периодической системе d-элементы располагаются в побочных подгруппах. Все d-элементы - металлы. В их атомах валентными являются. s-электроны внешнего уровня и d-электроны предвнешнего.

Хром находится в побочной подгруппе VI группы периодической системы элементов. Электронная формула хрома 1s22s22p63p64s13d5.

Хром в соединениях проявляет степени окисления +2, +3, +6. Наиболее устойчивыми являются соединения Сr(III) и Cr(VI).

Марганец - химический элемент побочной подгруппы VII группы периодической системы. Электронная формула марганца ls22s22p63s23p64s23d5. В соединениях марганец проявляет различные степени окисления +2, +3, +4 +6, +7. Наиболее устойчивы соединения Мn(II), Mn(IV), Mn(VII).

Железо в периодической системе элементов находится в VIII группе, побочной подгруппе. Электронная формула железа 1s22s22p63s23p64s23d6. В устойчивых соединениях железо проявляет степени окисления +2, +3.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Получение гидроксида хрома (III) и исследование его свойств.

1. Налейте в 2 пробирки по 5 капель раствора сульфата хрома Cr2(SO4)3.

30

2.Прибавьте несколько капель раствора едкого натра до получения осадка.

3.В первую пробирку прибавьте избыток щелочи (раствор оставьте для следующего опыта), во вторую - разбавленную серную кислоту.

4.Запишите наблюдения. Отметьте цвет образующихся растворов.

5.Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций:

а) получения гидроксида хрома Сr(ОН)3;

б) взаимодействия Сr(ОН)3 с кислотой;

в) взаимодействия Сr(ОН)3 со щелочью, имея в виду, что образуется гексагидроксохромат (III) натрия Nа3[Сr(ОН)6].

6. Сделайте вывод, чем объясняется растворение гидроксида хрома (III) в обоих случаях?

Опыт 2. Окисление соединения хрома (III).

1.В пробирку с раствором гексагидроксохромата (III) натрия Na3[Cr(OH)6], полученного в опыте 1, добавляйте раствор пероксида водорода Н2O2 до изменения окраски раствора.

2.Запишите наблюдения.

3.Окисление гексагидроксохромата (III) натрия выражается схемой:

Na3[Сr(ОН)6] + Н2O2 → Na2CrO4 + NaOH + Н2O

Опыт 3. Окислительные свойства перманганата калия в зависимости от среды.

Таблица 1.

31

KMnO4+KOH+ Na2SO3 → Na2SO4

+ K2MnO4 + H2O

1.Налейте в три пробирки примерно по 5 капель раствора перманганата калия КMnO4.

2.В первую добавьте около 5 капель разбавленного раствора H2SO4, во вторую - воды, в третью - раствора КОН.

3.В каждую из пробирок прибавьте немного кристаллического сульфита натрия Na2SO3, взболтайте.

4.Заполните таблицу 1.

5.Сделайте вывод об окислительной способности марганца в зависимости от среды

Опыт 4. Получение и свойства гидроксидов железа (II) и (III).

1.Возьмите 2 пробирки. В первую налейте в пробирку 5 капель раствора хлорного железа (III) FeCl3, во вторую - FeSO4

2.Прибавьте немного раствора щелочи NaOH в обе пробирки. Отметьте цвет и вид осадка.

3.Отметьте цвет осадка в обеих пробирках и наблюдайте через несколько минут побурение осадка во второй пробирке вследствие образования гидроксида железа (III).

4.Напишите уравнения реакций.

Вопросы для защиты лабораторной работы

1.Какие простые вещества называются металлами?

2.Что такое металлическая связь?

3.Где в периодической системе элементов Д.И.Менделеева расположены металлические элементы?

4.Какие физические свойства характерны для металлов?

6. Какие элементы называются d-элементами?

7.Напишите формулы оксидов и гидроксидов хрома, проявляющих: а) основные свойства; б) амфотерные свойства; в) кислотные свойства.

33

1.Водород в большинстве соединений (за исключением гидридов

металлов NaH, KH, CaH2 - она равна -1 и т.д.) проявляет степень окисления +1.

2.Кислород во всех соединения (за

исключением пероксидов H2O2, BaO2 и др. – она равна -1, и фторида кислорода OF2 – она равна +2) обладает степенью окисления -2.

3.Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю: Ho2, O o2, Feo, Zno и др.

4.При подсчете степеней окисления атомов необходимо учитывать, что алгебраическая сумма всех степеней окисления

в электронейтральной молекуле равна нулю. Например, подсчитаем степень окисления серы в серной

кислоте H2SO4. Сначала поставим известные нам степени окисления водорода и кислорода +1H2SO-24. Обозначив степень окисления серы через х, составим уравнение:

(+1) ·2 + х + (-2) · 4 = 0,

отсюда х = -2 + 8 = +6.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом или ионом, при этом степень окисления повышается. Вещество, атомы или ионы

присоединения электронов атомом или ионом, при этом степень окисления понижается. Вещество, атомы или ионы которого в процессе реакции принимают электроны, называется окислителем. В зависимости от степени

окисления атомы являются окислителями или восстановителями.

Наиболее распространенные окислители и восстановители (рекомендуется запомнить!)

Окислители: галогены, O2, O3, H2O2,H2SO4 (конц.), HNO3, Ag2O, PbO2, KMnO4, K2MnO4, K2Cr2O7, ионы Au+3, Ag+, гипохлориты, хлораты царская водка, электрический ток на аноде.

Восстановители: металлы, водород, углерод, СО, H2S, SO2, HI, HBr, HCl,

H2SO3SnCl2, FeSO4, MnSO4, NH3, NO, альдегиды, спирты муравьиная и щавелевая кислота, глюкоза, электрический ток на катоде.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций производится методом электронного баланса и методом полуреакций (ионноэлектронный метод). Обычно различают три типа ОВР:

34

межмолекулярные ОВР – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в разных веществах;

внутримолекулярные – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в молекуле одного вещества;

самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования) - молекулы одного и того же вещества реагируют друг с другом как окислитель и как восстановитель.

Мерой окислительно-восстановительной способности веществ служат

алгебраическая величина стандартного окислительно-восстановительного потенциала данного атома или иона, тем больше его восстановительные свойства.

ПРИМЕР. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, идущих по схеме:

H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O

Решение. Применим метод электронного баланса. Он основан на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе метода лежит правило: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем, следовательно, в первую очередь определяем изменение степеней окисления атомов до и реакции в написанной схеме.

H2S-2+ KMn+7O4 + H2SO4 S0 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O

Далее составляем электронные уравнения

И, наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах.

Окончательное уравнение реакции будет иметь вид:

5H2S + 2KMnO4 +3H2SO4 → 3S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов кислорода: в левой части –2·4 + 3·4 = 20 и в правой –2·4 + 4 +8 = 20. В этом примере имеем дело с межмолекулярной ОВР, так как элемент –